Окислительно-восстановительная пара

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

H 2 S + C l 2 → S + 2 H C l {\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+Cl_{2}\rightarrow S+2HCl}}}

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2 {\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}+O_{2}}}}

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

H 2 O + C l 2 → H C l + H O C l {\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+Cl_{2}\rightarrow HCl+HOCl}}}

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:

S O 2 + 2 H 2 S → 3 S + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+2H_{2}S\rightarrow 3S+2H_{2}O}}}

Примеры

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

H 0 2 + F 0 2 → 2 H + 1 F − 1 {\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{H}}}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F}}}_{2}\rightarrow 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}}}

Разделяется на две полу-реакции:

1) Окисление:

H 2 0 − 2 e − → 2 H + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}

2) Восстановление:

F 2 0 + 2 e − → 2 F − {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{F}}^{-}}}} Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается:

H 2 0 − 2 e − → 2 H + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}

S 2 − − 2 e − → S 0 ↓ {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{S}}^{2-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{0}\downarrow }}}

Al 0 − 3 e − → Al 3 + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Al}}^{0}-3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Al}}^{3+}}}} Fe 2 + − e − → Fe 3 + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Fe}}^{2+}-{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Fe}}^{3+}}}}

2 Hal − − 2 e − → Hal 2 0 {\displaystyle {\mathsf {2{\mbox{Hal}}^{-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Hal}}_{2}^{0}}}} Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

O 2 0 + 4 e − → 2 O 2 − {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}}}}

Mn 7 + + 5 e − → Mn 2 + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}} Mn 4 + + 2 e − → Mn 2 + {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}

Cr 6 + + 6 e − → Cr 0 {\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Cr}}^{0}}}} Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а атомы или ионы, которые отдают электроны — восстановителями.

Для нахождения пропорции веществ, вступающих в химическую реакцию, часто требуется уравнять ОВР. Уравнивание ОВР сводится к нахождению стехиометрических коэффициентов (то есть, количества молей каждого соединения). Стехиометрические коэффициенты могут принимать только значения целых величин от 1 и выше, дробные стехиометрические коэффициенты допускаются лишь в некоторых случаях записи термохимических уравнениях из курса физической химии. Различают два методы уравнивания ОВР: метод полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронного баланса более прост и используется в случае протекания реакции в газообразной среде (например, процессы горения или термического разложения соединений). Метод полуреакций более сложен и используется в случае протекания реакции в жидкой среде. Метод полуреакций оперирует не свободными атомами и одноатомными ионами, а реально существующими в растворе частицами, образовавшимися в результате процессов растворения и/или диссоциации реагирующих веществ. Оба метода занимают важное место в базовом курсе общей и неорганической химии, изучаемом студентами различных учебных заведений^[3].

25. Со­став­ле­ние урав­не­ний окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций